20130218160249unit 7 struktur elektronik atom

Struktur Elektronik Atom |

91

UNIT 7

STRUKTUR ELEKTRONIK ATOM

HASIL PEMBELAJARAN Di akhir unit ini, anda diharap dapat, 1. Menerangkan ciri-ciri sinaran elektromagnet. 2. Mencirikan model atom berdasarkan Teori Atom Bohr. 3. Menerangkan Teori Kuantum Mekanik Baru, Prinsip Ketakpastian Heisenberg dan gelombang

mekanik. 4. Mengelaskan jenis-jenis orbital dari segi bentuk, saiz dan tenaga. 5. Menulis dan melukis konfigurasi elektron bagi suatu atom.

PETA KONSEP TAJUK

STRUKTUR ELEKTRONIK

ATOM

Gelombang mekanik

Prinsip ketakpastian

Konfigurasi elektronik

Gelombang elektromagnet

Spektrum atom

Orbital dan tenaga orbital

Bentuk dan saiz orbital

Teori atom Bohr


92

7.1 Pengenalan

Pernahkah anda terfikir bagaimana lampu neon atau lampu iklan berfungsi (Rajah 7.1)? Lampu neon adalah hasil proses pemancaran atom beberapa gas adi, merkuri dan fosfor. Apabila dibekalkan dengan tenaga elektrik, atom-atom merkuri di dalam tiub fosfor akan teruja dan seterusnya menghasilkan sinaran ultralembayung (UV). Sinaran UV yang terhasil akan

menyebabkab tiub fosfor menyala dan berwarna. Tahukah anda bahawa proses pemancaran atom adalah sebenarnya daripada elektron yang mengalami perubahan tenaga? Ini adalah merupakan topik perbincangan utama bagi unit ini.

Rajah 7.1: Lampu neon (http://www.chem-is-try.org)

7.2 Gelombang Elektromagnet

Pada pendapat anda mengapa agaknya unsur-unsur di dalam Jadual Berkala mempunyai sifat kimia dan fizik yang berbeza? Bagi menjawab persoalan ini, kita perlu mengetahui sifat elektron dan susunannya di dalam atom. Susunan elektron di dalam atom bergantung kepada cahaya yang dipancar atau diserap oleh sesuatu atom. Sebelum kita membincangkan dengan

lebih lanjut berkenaan susunan elektron di dalam atom, kita perlu memahami terlebih dahulu sifat-sifat cahaya. Cahaya nampak adalah merupakan satu bentuk sinaran elektromagnet. Sinaran elektromagnet boleh merambat melalui vakum dengan berkelakuan seperti suatu gelombang ombak. Sinaran ini bergerak

dengan kelajuan 3.00 108 ms-1, sama dengan halaju cahaya (c). Bagi mencirikan sebarang gelombang elektromagnet, persamaan Planck yang berikut boleh digunakan: (7.1)

Panjang gelombang, (huruf Greek dikenali sebagai lambda) ialah jarak di antara dua puncak gelombang.

Frekuensi gelombang, (huruf Greek dikenali sebagai nu) ialah bilangan gelombang yang lengkap per unit masa. Amplitud ialah ketinggian gelombang yang diukur dari tengah garisan puncak gelombang. Rajah 7.2

menunjukkan sifat gelombang elektromagnet. Unit SI bagi ialah meter (m), manakala unit SI bagi ialah Hertz (Hz). 1 Hz bersamaan dengan 1 s-1. Pada halaju cahaya yang sama, panjang gelombang dan frekuensi adalah berkadar songsang, yang mana panjang gelombang yang pendek menghasilkan frekuensi yang tinggi dan begitu juga sebaliknya.

c


93

Rajah 7.2 Panjang gelombang dan amplitud

Selain daripada cahaya nampak, terdapat beberapa jenis sinaran elektromagnet lain seperti radio, gelombang mikro, infra merah, ultra lembayung, sinar-X dan sinar-. Sinaran-sinaran tersebut mempunyai panjang gelombang dan frekuensi yang berbeza. Jadual 7.1 menunjukkan jenis sinaran yang terdapat dalam sinaran elektromagnet.

Jadual 7.1 Jenis sinaran elektromagnet

Frekuensi (Hz) Sinaran elektromagnet

104 - 1010 Radio

109 - 1011 Gelombang mikro

1012 - 1015 Infra merah

~ 1015 Nampak

1015 - 1017 Ultra lembayung (UV)

1017 1021 Sinar-X

1019 1023 Sinar-

Apabila cahaya nampak melalui satu prisma, cahaya akan terbias kepada komponen-komponennya yang terdiri daripada warna tertentu. Seterusnya komponen-komponen tersebut akan bergerak dengan dan kelajuan berlainan. Pembiasan tersebut menghasilkan satu jalur selanjar (continuous), yang juga dikenali sebagai spektrum. Jalur tersebut dinamakan sebagai selanjar kerana mengandungi taburan cahaya yang bersambungan dan terdiri daripada garis-garis dengan pelbagai yang amat rapat dari warna merah hingga warna ungu. Panjang gelombang warna-warna tersebut didapati berkurang dalam urutan: merah > kuning > hijau > biru. Komponen spektrum bagi sinaran nampak beserta nilai diberikan dalam Rajah 7.3.

Rajah 7.3 Komponen spektrum sinaran nampak

Panjang gelombang ()

Amplitud Arah rambatan

1020 108 (Hz)

Spektrum

elektromagnet

Spektrum cahaya nampak

390 450 600 760 nm

ungu biru kuning merah

Cahaya nampak


94

Contoh 7.1 Laser dalam perakam cakera padat menggunakan cahaya yang mempunyai panjang

gelombang 8.3 105 nm. Apakah frekuensi cahaya ini? Penyelesaian

111

95

18

s103. 61m10108. 3

ms103. 00

c

Contoh 7.2 Kira halaju (u) bagi suatu gelombang yang mempunyai panjang gelombang 19.7 cm dan frekuensi 38.2 Hz. Penyelesaian

u = = 19.7 cm 38.2 s-1 = 7.53 102 cms-1 Contoh 7.3 Frekuensi bagi cahaya merah pada suatu lampu isyarat ialah 8.22 1012 Hz. Tentukan panjang gelombang bagi cahaya merah tersebut. Penyelesaian

m103. 65s108. 22

ms103. 00

c 5

11 2

18

7.3 Spektrum Atom dan Teori Atom Bohr Atom bagi setiap unsur mempunyai spektrum dengan yang tertentu dikenali sebagai spektrum atom iaitu spektrum yang tidak selanjar. Oleh yang demikian, ia dapat digunakan sebagai pengenalan kepada unsur tersebut. Sebagai contoh, apabila arus elektrik dikenakan terhadap gas hidrogen pada tekanan rendah beberapa jalur spektrum hidrogen diperoleh. Jalur ini telah dikaji dengan mendalam oleh ramai saintis. Pada akhir kurun ke-19, secara kaedah cuba-jaya Johann Balmer (1825-1898) dan Johannes Rydberg (1854-1919) telah membuktikan bahawa panjang gelombang dua jalur spektrum hidrogen dapat dikaitkan menggunakan persamaan matematik berikut:

(7.2)

Kuantiti 1.097 107 m-1 ialah pemalar Rydberg yang dikirakan dalam dimensi yang bersesuaian. Manakala, n ialah integer positif. Persamaan ini diterbitkan berdasarkan banyak pemerhatian. Ia bukan berdasarkan teori. Oleh sebab itu, persamaan ini dikenali sebagai persamaan empirik. Setiap garis dalam spektrum mewakili satu peralihan elektron yang melibatkan kuantiti tenaga tertentu, a wa la k h i r EEE . Peralihan satu elektron yang melibatkan satu foton atau kuantum tenaga En dapat dikira melalui persamaan:

2

2

2

1

7 1110097.1

1

nn

Tip:

Untuk menjawab soalan ini, kita perlu gunakan Persamaan Planck

(Persamaan 7.1).

Tip:

Perlu diingat bahawa 38.2 Hz

bersamaan dengan 38.2 s-1.


95

(7.3)

Apabila elektron bergerak dari aras asal (n1) ke aras tenaga akhir (n2), maka perubahan tenaga boleh dikira

dengan menggunakan formula berikut:

(7.4)

Kuantiti 2.178 10-18 J ialah pemalar Rydberg yang diberikan simbol RH.

Pada tahun 1913, Niels Bohr (1885-1962), ahli Fizik Denmark mencadangkan bahawa satu atom terdiri daripada satu nukleus yang tumpat mengandungi cas positif dan hampir menyamai jisimnya. Manakala, elektron adalah bercas negatif dan mempunyai jisim yang sangat kecil bergerak mengikut orbit mengelilingi nukleus. Model Atom Bohr ini adalah berdasarkan hasil penemuan saintifik beberapa saintis termasuk Max Planck (1858-1947) dan Albert Einstein (1879-1955). Beliau mengemukakan postulatnya mengenai atom hidrogen seperti berikut:

1. Atom hidrogen hanya mempunyai aras tenaga tertentu, yang mana Bohr menamakan sebagai keadaan statik. Setiap keadaan itu dikaitkan dengan orbit yang memusat mengelilingi nukleus.

2. Atom tidak memancarkan tenaga apabila ia berada di dalam keadaan statik.

3. Atom berubah kepada keadaan statik yang lain (elektron bergerak ke orbit lain) hanya apabila ia menyerap atau membebaskan foton. Tenaga foton adalah hasil perbezaan tenaga di antara dua keadaan. Ia boleh dikaitkan secara matematik menggunakan persamaan berikut:

(7.5)

h ialah pemalar Planck bernilai 6.626 10-34 Js.

Tahukah anda bagaimana penyerapan dan pemancaran tenaga berlaku? Penyerapan tenaga berlaku apabila elektron teruja dan beralih daripada satu aras tenaga kepada aras tenaga yang lebih tinggi. Manakala, pemancaran tenaga berlaku apabila elektron tersebut kembali ke aras tenaga yang lebih rendah. Aras tenaga spektrum garis atom hidrogen diberikan oleh Rajah 7.4.

2

1

2

2

18 111018.2nn

E

2

18 110178.2n

En

hEEE statikkeadaanstatikkeadaanphoton 21


96

Rajah 7.4 Aras tenaga spektrum garis atom hidrogen

Contoh 7.4 Kirakan tenaga dan panjang gelombang cahaya yang terlibat dalam setiap peralihan spektrum atom hidrogen n = 5 ke n = 3. Nyatakan samada tenaga diserap atau dibebaskan dalam

peralihan berkenaan.

Penyelesaian

22

1 8

5

1

3

11018.2E

J10 1.5519

Oleh kerana tenaga negatif, tenaga dibebaskan melalui pemancaran.

Contoh 7.5 Suatu foton terhasil apabila sebanyak 4.58 x 10-19 J digunakan oleh suatu elektron dalam atom hidrogen mengalami peralihan n = 5 ke n = 2. Kira panjang gelombang foton yang dihasilkan. Penyelesaian

nm344m104. 34104. 58

103106. 626 7

1 9

83 4

J

msJs 11

E

hc

7.4 Prinsip Ketakpastian Kegagalan Teori Atom Bohr untuk menerangkan kedudukan elektron dalam atom selain daripada hidrogen telah menyebabkan Louis de Broglie (1892-1987) mengemukakan Teori Kuantum Mekanik Baharu pada tahun 1924. Pada awalnya, beliau mengemukakan pendapat bahawa zarah kecil jirim boleh menunjukkan sifat seperti gelombang. Manakala, Einstein pula meramalkan bahawa jirim relatistik, m, dengan panjang gelombang, , dan halaju dalam vakum, c, yang dipancarkan daripada pereputan unsur bahan radioaktif boleh dikaitkan dengan persamaan yang dikenali sebagai persamaan Einstein seperti berikut:

(7.6)

tenaga

2

3

4

5 6 7

1

Aras berdekatan

Aras tenaga

2mcE

Tip:

Untuk menjawab soalan ini, kita perlu gunakan Persamaan Rydberg (Persamaan 7.4).

E positif, tenaga diserap. E negatif, tenaga dipancar.


97

Hasil gabungan Persamaan Planck (Persamaan 7.1) dan Persamaan Einstein (Persamaan 7.6) memberikan terbitan yang baharu dikenali sebagai persamaan de Broglie, iaitu

(7.7)

Persamaan de Broglie ini boleh digunakan untuk menghitung panjang gelombang elektron dengan menggantikan nilai halaju foton (c) dengan halaju elektron, u.

Berdasarkan konsep Fizik klasik, suatu partikel yang bergerak mempunyai kedudukan yang tetap. Jika suatu elektron mempunyai kedua-dua sifat partikel dan gelombang (sifat dedua), bagaimanakah kita boleh menentukan kedudukan elektron tersebut di dalam suatu atom? Adalah mustahil bagi menjelaskan kewujudan satu partikel dalam ruang dan kelajuannya dengan tepat. Pada tahun 1927, Werner Heisenberg (1901-1976), ahli Fizik Jerman telah mencadangkan Prinsip Ketakpastian Heisenberg. Prinsip ini boleh dijelaskan melalui persamaan berikut:

(7.8)

x ialah ketakpastian kedudukan partikel sepanjang paksi-x, u ialah ketakpastian halaju partikel, dan m

ialah jisim tetap partikel.

Contoh 7.6 Satu elektron bergerak mendekati nukleus dengan kelajuan 6 x 106 ms-1 1%. Kirakan nilai

ketakpastian kedudukan elektron sepanjang paksi-x (x)? Diberi jisim elektron (m) ialah 9.11 10-31 kg dan pemalar Planck (h) ialah 6.626 10-34 kgm2s-1.

Penyelesaian Langkah 1: Cari nilai ketidakpastian halaju elektron, (u)

u = 1% terhadap nilai halaju elektron = 0.01 6 106 ms-1 = 6 104 ms-1

Langkah 2: Masukkan nilai (u) ke dalam persamaan berikut

Maka, Jadi nilai ketakpastian kedudukan elektron sepanjang paksi-x, (x) Hasil daripada penemuan Heisenberg ini menyangkal Teori Atom Bohr dan seterusnya membuktikan kedudukan elektron dalam atom tidak tetap.

4

humx

u

h m

4m

hux


98

7.5 Gelombang Mekanik Penerimaan terhadap sifat dedua di antara jirim dan tenaga, dan juga Prinsip Ketidakpastian Heisenberg telah merancakkan bidang kuantum mekanik. Bidang kuantum mekanik merupakan bidang yang mengkaji gelombang semulajadi objek pada skala atom. Pada tahun 1926, Erwin Schrdinger (1887-1961) telah menerbitkan persamaan berdasarkan model kuantum mekanik atom hidrogen. Model ini memerihalkan setiap atom mempunyai kuantiti tenaga tertentu disebabkan oleh frekuensi elektronnya bersifat seperti gelombang dan kedudukannya tidak dapat dikenalpasti dengan tepat. Persamaan Schrdinger adalah seperti berikut:

(7.9)

V = fungsi tenaga upaya pada (x,y,z) dan me ialah jisim elektron.

Penyelesaian persamaan gelombang di atas memerlukan pengetahuan kalkulus peringkat tinggi dan tidak akan dibincangkan di sini. Fungsi gelombang, (disebut sebagai psi) dapat memberi maklumat secara statistik berkaitan kebarangkalian kedudukan elektron dalam ruang tertentu. Ruang tersebut berkadar dengan nilai 2 (ganda dua psi), iaitu ketumpatan kebarangkalian menemui suatu elektron pada satah x, y dan z. Idea ini adalah berasaskan analogi teori gelombang di mana keamatan cahaya berkadaran dengan ganda dua amplitud gelombang. Kebarangkalian untuk menemui foton adalah pada keamatan cahaya paling tinggi.

7.6 Orbital dan Tenaga Orbital Penyelesaian terhadap Persamaan Schrdinger telah memberi fungsi gelombang yang dapat menerangkan pelbagai keadaan yang wujud bagi satu elektron hidrogen. Setiap kebarangkalian keadaan tersebut dicirikan oleh empat nombor kuantum. Dengan menggunakan nombor kuantum ini kita dapat memerihalkan susunan elektronik atom yang juga dikenali sebagai konfigurasi elektron. Nombor kuantum ini juga berperanan penting dalam menerangkan aras tenaga bagi elektron dan bentuk orbital, iaitu taburan elektron yang memenuhi ruang. Apakah yang dimaksudkan dengan orbital atom? Suatu orbital atom ialah ruang di mana kebarangkalian untuk menemui elektron adalah tinggi. Sekarang mari kenali keempat-empat nombor kuantum, iaitu:

1. Nombor Kuantum Utama, n, mencirikan aras tenaga utama atau petala yang diisi oleh elektron yang mana n ialah suatu integer positif (n = 1,2,3,4,...).

2. Nombor Kuantum Momentum Sudut, , memerihalkan bentuk ruang yang menempatkan elektron. Ia juga dikenali sebagai Nombor Kuantum Azimut mewakili subpetala yang terdapat di dalam suatu

petala elektron. Nombor kuantum ini mempunyai julat nilai dari 0 hingga nilai maksimum n-1 ( = 0,1,2,...., (n-1)).

Setiap nilai ditandakan dengan huruf s, p, d, f, g, h.... dengan masing-masing mewakili = 0,1,2,3,4,5.... (Jadual 7.2). Jumlah orbital dalam satu subpetala diberikan oleh persamaan berikut:

(7.10)

EV

zyxm

h

e

2

2

2

2

2

2

2

2

8

12orbitalJumlah


99

Dengan ini, pada petala pertama n = 1, terdapat hanya satu subpetala dengan = 0 yang ditandakan dengan 1s. Pada petala n = 2 pula terdapat dua subpetala dengan = 0 dan 1, masing-masing ditandakan dengan 2s dan 2p, dan seterusnya seperti dalam Jadual 7.3.

Jadual 7.2 Hubungan di antara petala, subpetala dan jumlah orbital

0 1 2 3 4 5 Nama orbital s p d f g h

Jumlah orbital 1 3 5 7 9 11

Jadual 7.3 Hubungan di antara nilai n, dan m sehingga n = 3

3. Nombor Kuantum Magnet, m, atau dikenali sebagai Nombor Kuantum Orientasi digunakan untuk mencirikan orbital yang terdapat dalam setiap subpetala atom daripada aspek taburan ruang. Bagi

subpetala yang mempunyai lebih daripada satu orbital yang sama jenis seperti subpetala = 1, tiga orbital p tersebut dapat dibezakan dengan orientasi ruang orbital yang diberi nilai m = -1,0,1.

Penentuan kuantitatif nilai m bagi orbital tertentu melibatkan perkiraan matematik dan tidak akan dibincangkan di sini.

4. Nombor Kuantum Spin Elektron, ms, membezakan orientasi medan magnet yang terhasil oleh spin elektron. Nilai ms ialah + atau -, iaitu merujuk kepada dua arah elektron putaran yang bertentangan.

mewakili ms = + mewakili ms = -

Contoh 7.7 Apakah jumlah maksimum bilangan elektron yang hadir dalam nombor kuantum utama n = 3? Penyelesaian

Apabila n = 3, = 0, 1,2. Bilangan orbital untuk setiap adalah seperti berikut:

Nilai Bilangan orbital (2+ 1) 0 1

1 3

2 5

Jumlah orbital adalah 9. Setiap orbital dipenuhi oleh 2 elektron. Maka jumlah maksimum elektron yang hadir dalam nombor kuantum utama n = 3 adalah 2 x 9 = 18.

n m Jenis orbital Bilangan orbital Jumlah orbital n2

1 0 0 1s 1 1

2 0 0 2s 1

4 1 -1, 0, 1 2px, 2py, 2pz 3

3

0 0 3s 1

9 1 -1, 0, 1 3px, 3py, 3pz 3

2 -2, -1, 0, 1, 2 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2 5

Tip:

Daripada maklumat yang diberi, kita perlu menentukan

bilangan Nombor Kuantum Momentum Sudut () Bilangan orbital dapat dikira menggunakan formula (2+ 1) Jumlah elektron maksimum juga boleh dikira menggunakan

formula 2n2


100

Contoh 7.8 Atom oksigen mempunyai jumlah elektron sebanyak 8. Tuliskan empat nombor kuantum untuk setiap 8 elektron bagi atom oksigen. Penyelesaian

Elektron n m ms Orbital

1 1 0 0 + 1s 2 1 0 0 - 3 2 0 0 + 2s 4 2 0 0 - 5 2 1 -1 +

2px, 2py, 2pz

6 2 1 0 + 7 2 1 1 + 8 2 1 1 -

7.7 Bentuk dan Saiz Orbital Selain daripada mempelajari kedudukan petala, subpetala dan orbital, kita perlu mengetahui bentuk dan saiz sesuatu orbital. Pengetahuan ini sangat berguna dalam memahami konsep ikatan kimia. Konsep ikatan kimia akan dibincangkan dalam Unit 9. Berdasarkan Teori Mekanik Gelombang, taburan kebarangkalian elektron dalam orbital s tertumpu dalam kawasan yang berdekatan dengan nukleus. Cara untuk menyatakan taburan kebarangkalian dalam bentuk 2 dimensi bagi orbital s adalah dengan memilih satu sempadan dan sebahagian besarnya diwakili dengan titik hitam yang padat (95% kebarangkalian menemui elektron). Oleh yang demikian, orbital s mempunyai bentuk bulat (2 dimensi) atau sfera (3 dimensi) (Rajah 7.5a). Bagi orbital s dalam aras tenaga (n) yang lebih tinggi, bentuk orbital masih lagi sama iaitu bulat, tetapi saiz akan bertambah apabila nilai n bertambah (Rajah 7.5a). Taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital p adalah berbeza dengan orbital s. Taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital p tertumpu kepada dua kawasan selari di kiri dan kanan nukleus. Orbital p lazimnya dirujuk pada kedudukan tiga paksi, iaitu x, y dan z, dan ditulis dengan orbital px, py dan pz (Rajah 7.5b). Tiga orbital p ini mempunyai saiz, bentuk dan tenaga yang sama dan hanya berbeza dari segi orientasi. Corak taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital d mengandungi lima komponen dan lebih rumit. Seperti pada orbital p, taburan kebarangkalian setiap komponen orbital d tertumpu kepada kedudukan tertentu yang ditulis sebagai dxy, dxz, dyz, dz2 dan dx2 - y2. Tiga orbital yang pertama mengandungi empat cuping keberangkalian elektron yang tertumpu di atas paksi masing-masing (Rajah 7.5c). Manakala, orbital dx2 - y2 juga mempunyai empat cuping tertumpu di atas paksi x dan y. Orbital dz2 yang mengandungi dua cuping, dihasilkan oleh panduan daripada dua rangkap gelombang dx2 - z2 dan dy2 - z2. Sama seperti orbital s dan p, saiz orbital d bertambah apabila nombor kuantum utama (n) bertambah. Bentuk orbital f adalah lebih rumit dan sukar untuk digambarkan. Oleh itu, kita tidak akan membincangkannya di sini.

Tip:

Bagi setiap Nombor Kuantum Utama, n, kita perlu

tentukan Nombor Kuantum Momentum sudut ()

Untuk setiap nombor kuantum mementum sudut (), kita juga perlu tentukan Nombor Kuantum Magnet, m


101

Rajah 7.5 Rajah orbital s (a), p (b) dan d (c).

z

y

x

z

y

x

z

y

x

z

y x

z

y x

z

y x

z

y

x

z

y

x

(a) 1s 2s 3s

(b) 2px 2py 2pz

(c) 3dxy 3dxz 3dyx

3dx2-y2 3dz2


102

7.8 Konfigurasi Elektron Tahukah anda bagaimana elektron disusun di dalam suatu orbital atom? Di awal topik ini, kita telah membincangkan kepentingan untuk mengetahui susunan elektron di dalam atom bagi mencirikan sifat sesuatu unsur di dalam Jadual Berkala. Bagi memahami dengan lebih lanjut berkaitan susunan elektron di dalam orbital kita perlu mengetahui beberapa peraturan penting, iaitu:

1. Bilangan elektron di dalam petala. Jumlah maksimum elektron yang dapat diisi dalam setiap petala dikaitkan dengan hubungan 2n2, di mana n ialah nombor kuantum utama.

2. Bilangan elektron di dalam orbital. Pada tahun 1926, Wolfgang Pauli (1900 1958) telah merumuskan bahawa setiap elektron dalam suatu atom mesti mempunyai satu set empat nombor kuantum yang tertentu dan tidak mungkin sama dengan elektron yang lain. Prinsip ini dikenali sebagai Prinsip Pemencilan Pauli. Rentetan daripada itu, jumlah maksimum elektron yang dapat diisi dalam setiap orbital ialah 2. Kedua-dua elektron tersebut mempunyai spin dan harus diisi dalam arah putaran berlawanan. Kedua-dua elektron ini dibezakan oleh nombor kuantum spin (ms) dengan masing-masing bernilai + atau -.

3. Aras tenaga orbital. a. Di dalam petala yang sama, aras tenaga bagi subpetala di dalamnya bertambah

mengikut pertambahan nombor kuantum momentum sudut (). Sebagai contoh, orbital di petala 3 mempunyai aras tenaga seperti berikut: 3d > 3p >3s.

b. Untuk orbital yang sama jenis, aras tenaga tersebut bertambah apabila nombor kuantum utama (n) bertambah. Sebagai contoh 1s < 2s < 3s. Walau bagaimanapun tertib seperti ini tidak berlaku pada orbital berlainan jenis. Misalnya aras tenaga orbital 3d > 4s. Bagi memudahkan kita menyusun aras tenaga subpetala atau orbital ini, kita boleh menggunakan Aturan Aufbau (Aufbau bermaksud pembinaan dalam Bahasa Jerman). Aturan ini menghasilkan susunan aras tenaga seperti berikut: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d..... dan seterusnya. Aturan Aufbau ini diperihalkan melalui Rajah 7.6.

Rajah 7.6 Sistem Aturan Aufbau

1s2

2s2

3s2

4s2

5s2

6s2

2p6

3p6

4p6

5p6

6p6

3d10

4d10

5d10

6d10

4f14

5f14

6f14


103

4. Pengisian elektron. Satu elektron dalam atom akan memasuki orbital kosong yang mempunyai aras tenaga yang paling rendah terlebih dahulu dengan arah pusingan paksi yang sama. Bagi orbital yang mempunyai lebih dari satu subpetala, elektron perlu diisi dengan arah orientasi spin yang sama terlebih dahulu, dan kemudian mengisi subpetala yang separuh penuh dengan arah orientasi spin yang berlawanan. Semua elektron berspin tunggal dalam satu orbital dianggap mempunyai spin positif. Kaedah pengisian elektron dalam orbital ini dikenali sebagai Aturan Hund. Konfigurasi elektron unsur dalam Jadual Berkala diringkaskan seperti dalam Jadual 7.4.

Berikut ialah penulisan konfigurasi elektron bagi atom Mg dan ion 2Mg

Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 2Mg : 1s2 2s2 2p6

Cuba anda fikirkan bagaimanakah kita boleh mengisi 5 elektron pada orbital 2p? Secara amnya, terdapat tiga langkah yang perlu dilakukan bagi menjawab soalan ini. Langkah 1:

Seperti yang telah kita pelajari pada subtopik 6 (orbital dan tenaga orbital), jumlah orbital bagi 2p dapat

dikira menggunakan Persamaan 5.10, di mana ialah 1. Oleh itu, jumlah orbital bagi 2p ialah 2(1) + 1 = 3. Untuk menggambarkan 3 orbital ini, kita perlu melukis 3 kotak empat segi. Selain dari kotak empat segi, kita juga boleh juga gunakan satu garis atau bulatan.

Langkah 2:

Bagi mengisi orbital, elektron berspin positif (ms = +) boleh diwakili dengan anak panah ke atas, manakala elektron berspin negatif (ms = -) boleh diwakili dengan anak panah ke bawah. Kita perlu mengisi tiga elektron yang pertama dengan anak panah ke atas terlebih dahulu seperti berikut:

Langkah 3: Setelah selesai mengisi 3 elektron dalam 3 orbital, kita perlu mengisi baki 2 elektron ke dalam 2 orbital pertama dengan arah anak panah ke bawah seperti berikut:

Kita telah berjaya mengisi ke semua elektron dalam orbital 2p. Sebelum kita menulis konfigurasi elektron, kita perlu terlebih dahulu membayangkan rupa atom yang terdiri daripada satu nukleus bercas positif yang dikelilingi oleh orbital atom yang kosong. Untuk membentuk satu atom yang neutral, sejumlah elektron perlu diisi dalam orbital kosong tersebut mengikut peraturan yang telah dibincangkan. Sebagai contoh, bagaimanakah kita boleh menulis konfigurasi elektron bagi atom karbon? Secara amnya terdapat tiga langkah yang perlu dilakukan bagi menjawab soalan ini. Langkah 1: Penentuan bilangan elektron atom karbon.


104

Berdasarkan Jadual Berkala, atom karbon mempunyai nombor atom 6. Oleh itu, atom karbon mempunyai 6 elektron. Langkah 2: Pengisian elektron dalam orbital. Sebelum kita boleh menulis konfigurasi elektron bagi atom karbon, kita perlu gambarkan bagaimana kesemua elektron tersebut diisi dalam orbital atom karbon. Seperti yang telah kita pelajari, elektron perlu diisi dalam orbital yang mempunyai aras tenaga yang lebih rendah terlebih dahulu. Berdasarkan Aturan Aufbau, 2 elektron pertama perlu diisi dalam orbital 1s. Elektron ketiga dan keempat pula, perlu diisi dalam orbital 2s. Manakala, baki 2 elektron perlu diisi dalam orbital 2p. Ini dapat digambarkan seperti berikut:

1s 2s 2p Langkah 3: Penulisan konfigurasi elektron Konfigurasi elektron bagi atom karbon dapat ditulis sebagai 1s2 2s2 2p2. Konfigurasi elektron yang dibentuk melalui kaedah ini ternyata amat berguna dalam mengelaskan unsur kepada kumpulan tertentu sebagaimana yang terdapat dalam Jadual Berkala. Bagi atom yang mempunyai nombor atom yang lebih tinggi, penulisan konfigurasi secara ini melibatkan lebih banyak orbital atom. Oleh itu, dalam membentuk konfigurasi elektron pada atom berelektron banyak, dicadangkan supaya konfigurasi orbital petala dalam yang penuh terisi tidak diutamakan. Dengan demikian, konfigurasi elektron di petala paling luar dalam suatu atom dapat ditentukan. Elektron berada dalam petala paling luar dikenali sebagai elektron valens. Sebagai contoh, konfigurasi elektron bagi atom natrium ialah 1s22s22p63s1. Maka, bilangan elektron valens bagi natrium ialah 1. Cara lain yang diterima untuk menggantikan konfigurasi elektron petala dalam bagi suatu atom adalah dengan menggantikan konfigurasi gas adi yang berkaitan. Simbol bagi unsur gas adi berkenaan ditulis dihadapan dan diikuti dengan konfigurasi elektron orbital yang terluar. Oleh itu, konfigurasi bagi atom natrium boleh ditulis sebagai [Ne] 3s1 (Jadual 7.4).

1s2 2s2 2p6 3s1 Orbital petala dalam Orbital petala luar Dalam kes-kes tertentu terdapat atom yang mempunyai elektron petala luar yang berlainan aras. Misalnya bagi atom Mn dengan konfigurasi elektron [Ar] 4s2 3d5. Pelajar selalu menganggap bahawa Mn mempunyai 5 elektron valens. Anggapan ini adalah salah sama sekali. Sebenarnya, bilangan elektron valens bagi Mn ialah 7 kerana terdapat pertindihan aras tenaga 4s dan 3d. Keadaan ini membenarkan elektron mengalami peralihan walaupun orbital berada dalam petala yang berlainan. Perkara ini sering menimbulkan kekeliruan di kalangan pelajar. Oleh sebab itu, saranan untuk mengabaikan orbital-orbital petala dalam tidak boleh dibuat dengan begitu mudah. Sungguhpun terdapat beberapa penyimpangan terhadap penyusunan elektron pada beberapa atom, kita perlu tahu bahawa penyimpangan ini hanya berlaku pada dua orbital yang saling berdekatan yang aras tenaganya saling bertukar, misalnya di antara orbital 4s dengan 3d, 5s dengan 4d, 4f dengan 5d, dan 5f dengan 6d. Sebagai contoh, konfigurasi elektron atom kromium mempunyai orbital 4s dan 3d yang hampir degenerat atau perbezaan tenaga antara dua aras orbital ini lebih kecil daripada tenaga untuk elektron membentuk pasangan. Oleh itu, elektron akan cenderung secara berasingan menempati kedua-dua orbital ini dengan spin tunggal yang selari sebagai [Ar] 4s1 3d5. Pada atom kuprum pula, aras tenaga orbital 4s didapati lebih tinggi daripada 3d. Dengan ini, elektron akan mengisi sehingga penuh dahulu kelima-lima orbital 3d sebelum memasuki orbital 4s. Ini menjadikan konfigurasinya sebagai [Ar] 4s1 3d`10.


105

Jadual 7.4 Konfigurasi elektron unsur keadaan asas

Nombor atom

Simbol Konfigurasi elektron Nombor

atom Simbol Konfigurasi elektron

1 H 1s1 34 Se [Ar] 4s2 3d10 4p4

2 He 1s2 35 Br [Ar] 4s2 3d10 4p5

3 Li [He] 2s1 36 Kr [Ar] 4s2 3d10 4p6

4 Be [He] 2s2 37 Rb [Kr] 5s1

5 B [He] 2s2 2p1 38 Sr [Kr] 5s2

6 C [He] 2s2 2p2 39 Y [Kr] 5s2 4d1

7 N [He] 2s2 2p3 40 Zr [Kr] 5s2 4d2

8 O [He] 2s2 2p4 41 Nb [Kr] 5s2 4d3

9 F [He] 2s2 2p5 42 Mo [Kr] 5s1 4d5

10 Ne [He] 2s2 2p6 43 Tc [Kr] 5s2 4d5

11 Na [Ne] 3s1 44 Ru [Kr] 5s1 4d7

12 Mg [Ne] 3s2 45 Rh [Kr] 5s1 4d8

13 Al [Ne] 3s2 3p1 46 Pd [Kr] 4d10

14 Si [Ne] 3s2 3p2 47 Ag [Kr] 5s1 4d10

15 P [Ne] 3s2 3p3 48 Cd [Kr] 5s2 4d10

16 S [Ne] 3s2 3p4 49 In [Kr] 5s2 4d10 5p1

17 Cl [Ne] 3s2 3p5 50 Sn [Kr] 5s2 4d10 5p2

18 Ar [Ne] 3s2 3p6 51 Sb [Kr] 5s2 4d10 5p3

19 K [Ar] 4s1 52 Te [Kr] 5s2 4d10 5p4

20 Ca [Ar] 4s2 53 I [Kr] 5s2 4d10 5p5

21 Sc [Ar] 4s2 3d1 54 Xe [Kr] 5s2 4d10 5p6

22 Ti [Ar] 4s2 3d2 55 Cs [Xe] 6s1

23 V [Ar] 4s2 3d3 56 Ba [Xe] 6s2

24 Cr [Ar] 4s1 3d5 57 La [Xe] 6s2 5d1

25 Mn [Ar] 4s2 3d5 58 Ce [Xe] 6s2 4f 1 5d1

26 Fe [Ar] 4s2 3d6 59 Pr [Xe] 6s2 4f 3

27 Co [Ar] 4s2 3d7 60 Nd [Xe] 6s2 4f 4

28 Ni [Ar] 4s2 3d8 61 Pm [Xe] 6s2 4f 5

29 Cu [Ar] 4s1 3d10 62 Sm [Xe] 6s2 4f 6

30 Zn [Ar] 4s2 3d10 63 Eu [Xe] 6s2 4f 7

31 Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1 64 Gd [Xe] 6s2 4f 7 5d1

32 Ge [Ar] 4s2 3d10 4p2 65 Tb [Xe] 6s2 4f 9

33 As [Ar] 4s2 3d10 4p3 66 Dy [Xe] 6s2 4f 10


106

Sambungan Jadual 7.4 Konfigurasi elektron unsur keadaan asas

Kaedah penulisan pengisian konfigurasi elektron

Pengisian konfigurasi electron boleh diisi dengan pelbagai cara. Dengan mengambil kira contoh unsur

nitrogen dengan nombor atom 7, konfigurasi elektron dapat ditulis seperti berikut:

1. Notasi s p d f (terkondensasi): N: 1s2 2s2 2p3

Ini bermaksud pada orbital 1s terdapat 2 elektron, pada orbital 2s ada 2 elektron dan pada orbital 2p

terdapat 3 elektron yang terisi.

2. Notasi s p d f (terkembangkan) N: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

3. Bentuk kotak yang dikenali sebagai gambarajah orbital.

1s 2s 2p

Nombor atom

Simbol Konfigurasi elektron Nombor

atom Simbol Konfigurasi elektron

67 Ho [Xe] 6s2 4f 11 88 Ra [Rn] 7s2

68 Er [Xe] 6s2 4f 12 89 Ac [Rn] 7s1 6d1

69 Tm [Xe] 6s2 4f 13 90 Th [Rn] 7s1 6d2

70 Yb [Xe] 6s2 4f 14 91 Pa [Rn] 7s2 5f 2 6d1

71 Lu [Xe] 6s2 4f 14 5d1 92 U [Rn] 7s2 5f 3 6d1

72 Hf [Xe] 6s2 4f 14 5d2 93 Np [Rn] 7s2 5f 4 6d1

73 Ta [Xe] 6s2 4f 14 5d3 94 Pu [Rn] 7s2 5f 6

74 W [Xe] 6s2 4f 14 5d4 95 Am [Rn] 7s2 5f 7

75 Re [Xe] 6s2 4f 14 5d5 96 Cm [Rn] 7s2 5f 7 6d1

76 Os [Xe] 6s2 4f 14 5d6 97 Bk [Rn] 7s2 5f 9

77 Ir [Xe] 6s2 4f 14 5d7 98 Cf [Rn] 7s2 5f 10

78 Pt [Xe] 6s2 4f 14 5d9 99 Es [Rn] 7s2 5f 11

79 Au [Xe] 6s1 4f 14 5d10 100 Fm [Rn] 7s2 5f 12

80 Hg [Xe] 6s2 4f 14 5d10 101 Md [Rn] 7s2 5f 13

81 Tl [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p1 102 No [Rn] 7s2 5f 14

82 Pb [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p2 103 Lr [Rn] 7s2 5f 14 6d1

83 Bi [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p3 104 Unq [Rn] 7s2 5f 14 6d2

84 Po [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p4 105 Unp [Rn] 7s2 5f 14 6d3

85 At [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p5 106 Unh [Rn] 7s2 5f 14 6d4

86 Rn [Xe] 6s2 4f 14 5d10 6p6 107 Uns [Rn] 7s2 5f 14 6d5

87 Fr [Rn] 7s1 108 Uno [Rn] 7s2 5f 14 6d6


107

4. Gambarajah penyusunan orbital mengikut aras tenaga.

5. Penulisan berdasarkan nilai nombor kuantum. Contohnya:

2p1 adalah merujuk kepada

2p 2s 1s

n =2

=1

m=0 (2, 1,0,+)

ms =+

Aras tenaga


108

Latihan 7.1 Cahaya biru di langit adalah terbentuk daripada pembiasan cahaya oleh molekul udara. Cahaya biru

mempunyai frekuensi 7.5 1014 Hz. (a) Kira panjang gelombang cahaya biru ini dalam unit nm (b) Tentukan tenaga dalam unit Joule untuk setiap foton yang terlibat dalam frekuensi ini

7.2 Apakah nilai panjang gelombang yang mempunyai tenaga sebanyak 1.0 103 kJ mol-1 dalam unit nm. Nyatakan jenis dan julat spektrum elektromagnet di mana radiasi ini ditemui.

7.3 Tentukan nilai ketakpastian kedudukan posisi neutron sekiranya halajunya adalah 0.0250 m s-1. 7.4 Tentukan nilai yang mungkin bagi soalan berikut:

a) Semua nilai muntuk subpetala = 4 b) Nilai ms untuk subpetala = 2 c) Semua nilai untuk petala n = 5 d) Nilai n dan untuk subpetala 4f e) Nilai n, , mdan ms untuk 2 elektron dalam atom He.

7.5 Tentukan bilangan maksimum elektron yang terdapat di dalam suatu atom yang mempunyai nombor

kuantum berikut: a) n = 3

b) = 4 7.6 Tulis konfigurasi elektron, lukis gambarajah orbital valens dan tentukan sifat magnet bagi atom

berikut: a) F b) Ar c) O

Jawapan

7.1 (a) 4.0 102 nm

(b) 5.0 10-19 J

7.2 1.20 102 nm (UV )

7.3 1.26 10-6 m

7.4 (a) = 4

m= -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4

(b) = 2

ms = +, -

(c) n = 5

= 4, 3, 2, 1, 0


109

(d) 4f

n = 4, = 3

(e) He (1s2)

Elektron pertama: n = 1, = 0, m= 0, ms = +

Elektron kedua: : n = 1, = 0, m= 0, ms = -

7.5 (a) 18

(b) 18

7.6 (a) F: 1s2 2s2 2p5 paramagnet

2s2 2p5

(b) Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 diamagnet

3s2 3p6

(c) O: 1s2 2s2 2p4 paramagnet

2s2 2p4

Rujukan

Brown, LeMay and Bursten (2005). Chemistry: The Central Science. 10th edition. Prentice Hall.

Chang, R. (2007). Chemistry, New York: McGraw-Hill.

McMurry, J. & Fay, R. C. (2001). Chemistry, New Jersey: Prentice Hall.

Petrucci, R. H., Harwood, W. S., Herring, F. G. & Madura, F. D. (2010). General Chemistry Principles and Modern Applications 9th Edition. New Jersey: Pearson Prentice Hall.

Silberberg, M. S. (2009). Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change. New York: McGraw-Hill.

20130218160249unit 7 struktur elektronik atom

Documents